H2: het moleculaire
organisatieniveau
Materie: atomen en moleculen
Atoom
Atoom = bouwsteentje/ elementaire deeltjes van materie en bevatten 3 typen van
subatomaire deeltjes:
- Protonen p+ (positief geldaden deeltjes)
- Neutronen n0 (ongeladen deeltjes)
- Elektronen e- (negatief geladen deeltjes)
De p+ en n0 bevinden zich in kern vh atoom, de e- bevinden zich in de elektronenwolk
rondom de kern
Positieve kern en negatieve elektronenwolk
Een atoom is neutraal wanneer het aantal protonen = aantal elektronen
Bv. voor He: 2 p+ en 2 e- = evenveel + als – deeltjes waardoor de lading = 0
Structuur van een atoom
Kern: protonen & neutronen = nucleonen
elektronenschil: elektronen
- Atoomnummer = Z
= aantal protonen in kern of aantal elektronen bij neutraal atoom; komt
overeen met het rangnummer in het periodiek systeem
- Aantal neutronen = N
= aantal neutronen in de kern
- Atoommassagetal = Z + N = A
= aantal protonen + neutronen, geeft een aanduiding voor de massa v/e
atoom
Voorstelling van een atoom Toepassing vh H-atoom: 1 p+, 0 n0 en 1
e-
1) Model van Bohr
- Elektronen rondom kern = (zitten in) elektronenwolk
, - Elektronen zijn georganiseerd in elektronenschillen: K, L, M, N, O, P en Q
- Buitenste schil bepaalde chemische eigenschappen
- Het aantal elektronen per schil = 2n2
N = rangnummer van de schil (K = 1, L = 2, M = 3…)
- Iedere elektronenschil komt overeen met bepaald energieniveau
Hoe lager het energieniveau = hoe dichter bij de kern
Voorbeeld 1:
# elektonen van M-schil = 2 x 32 = 18 elektronen…
Voorbeeld 2: Voorbeeld bij het C (koolstof) atoom
C heeft 6 p+, 6 n0 en 6 e-
De electronen bevinden zich op de 1e
electronenschil en op de 2e
electronenschil.
Op de 1e electronenschil (K) komen 2
electronen voor (dit is het maximum dat
kan voorkomen).
Op de 2e electronenschil (L) komen dan
nog 4 electronen voor (maximum kunnen
8 electronen voorkomen).
totaal van 6 electronen.
2) Moderne atoomtheorie
- Elektronenschillen worden onderverdeeld in orbitalen (voorgesteld als )
- Orbitalen = ruimtelijke gebieden waarin men een electron met zekere
waarschijnlijkheid kan vinden (waarschijnlijkheid? Het elektron is constant in
beweging)
- Aantal elektronen per orbitaal:
0 (vierkant is leeg)
1 ongepaard elektron (1 pijltje in vierkant)
2 gepaarde elektronen = elektronenpaar (2 pijltjes in vierkant)
- Elektronenconfiguratie = verdeling van elektronen over orbitalen
Er bestaan s, p, d en f orbitalen die van elkaar verschillen door hun vorm wijze
van opschrijven: - Eerste getal = schil
- S, p = orbitalen
- s orbitaal: hier kunnen maximaal 2 electronen voorkomen => bv s2
- Exponent = aantal
- p orbitaal: hier kunnen maximaal 6 electronen voorkomen => bv p6
elektronen
- d orbitaal: hier kunnen maximaal 10 electronen voorkomen => bv p10
- f orbitaal: hier kunnen maximaal 14 electronen voorkomen => bv f14
Atoom kan 1 of meer elektronen in buitenste schil bij krijgen = atoom bekomt
negatieve lading = anion
, Atoom kan 1 of meer elektronen uit buitenste schil afstaan = atoom bekomt positieve
lading = kation
- alle atomen zijn gerangschikt in tabel volgens stijgend atoomnummer (Z), dus
volgens stijgend aantal p+ (of e-)
- Tabel: periodiek systeem/ tabel van Mendeljev
Rijen = perioden
Kolommen = groepen
Binnen 1 groep = hetzelfde aantal e- in de buitenste schil = dezelfde
chemische eigenschappen
Chemische bindingen
Edelgassen: zeer stabiel door edelgasconfiguratie (hierbij zitten er 8 e- in de buitenste
schil)
Andere atomen:
- Minder stabiel door afwezigheid van edelgasconfiguratie
- Wensen de edelgasconfiguratie te bekomen
- Zullen met andere atomen e- moeten uitwisselen of delen waardoor atomen met
elkaar gaan binden en moleculen gaan vormen
Soorten bindingen:
- Sterke bindingen = eisen veel energie om deze te verbreken
Ionbindingen
Covalente bindingen
- Zwakke bindingen = eisen weinig energie om deze te verbreken
Ionische interactie: ionbinding in water
Waterstofbrug (heel belangrijk in ons lichaam)
organisatieniveau
Materie: atomen en moleculen
Atoom
Atoom = bouwsteentje/ elementaire deeltjes van materie en bevatten 3 typen van
subatomaire deeltjes:
- Protonen p+ (positief geldaden deeltjes)
- Neutronen n0 (ongeladen deeltjes)
- Elektronen e- (negatief geladen deeltjes)
De p+ en n0 bevinden zich in kern vh atoom, de e- bevinden zich in de elektronenwolk
rondom de kern
Positieve kern en negatieve elektronenwolk
Een atoom is neutraal wanneer het aantal protonen = aantal elektronen
Bv. voor He: 2 p+ en 2 e- = evenveel + als – deeltjes waardoor de lading = 0
Structuur van een atoom
Kern: protonen & neutronen = nucleonen
elektronenschil: elektronen
- Atoomnummer = Z
= aantal protonen in kern of aantal elektronen bij neutraal atoom; komt
overeen met het rangnummer in het periodiek systeem
- Aantal neutronen = N
= aantal neutronen in de kern
- Atoommassagetal = Z + N = A
= aantal protonen + neutronen, geeft een aanduiding voor de massa v/e
atoom
Voorstelling van een atoom Toepassing vh H-atoom: 1 p+, 0 n0 en 1
e-
1) Model van Bohr
- Elektronen rondom kern = (zitten in) elektronenwolk
, - Elektronen zijn georganiseerd in elektronenschillen: K, L, M, N, O, P en Q
- Buitenste schil bepaalde chemische eigenschappen
- Het aantal elektronen per schil = 2n2
N = rangnummer van de schil (K = 1, L = 2, M = 3…)
- Iedere elektronenschil komt overeen met bepaald energieniveau
Hoe lager het energieniveau = hoe dichter bij de kern
Voorbeeld 1:
# elektonen van M-schil = 2 x 32 = 18 elektronen…
Voorbeeld 2: Voorbeeld bij het C (koolstof) atoom
C heeft 6 p+, 6 n0 en 6 e-
De electronen bevinden zich op de 1e
electronenschil en op de 2e
electronenschil.
Op de 1e electronenschil (K) komen 2
electronen voor (dit is het maximum dat
kan voorkomen).
Op de 2e electronenschil (L) komen dan
nog 4 electronen voor (maximum kunnen
8 electronen voorkomen).
totaal van 6 electronen.
2) Moderne atoomtheorie
- Elektronenschillen worden onderverdeeld in orbitalen (voorgesteld als )
- Orbitalen = ruimtelijke gebieden waarin men een electron met zekere
waarschijnlijkheid kan vinden (waarschijnlijkheid? Het elektron is constant in
beweging)
- Aantal elektronen per orbitaal:
0 (vierkant is leeg)
1 ongepaard elektron (1 pijltje in vierkant)
2 gepaarde elektronen = elektronenpaar (2 pijltjes in vierkant)
- Elektronenconfiguratie = verdeling van elektronen over orbitalen
Er bestaan s, p, d en f orbitalen die van elkaar verschillen door hun vorm wijze
van opschrijven: - Eerste getal = schil
- S, p = orbitalen
- s orbitaal: hier kunnen maximaal 2 electronen voorkomen => bv s2
- Exponent = aantal
- p orbitaal: hier kunnen maximaal 6 electronen voorkomen => bv p6
elektronen
- d orbitaal: hier kunnen maximaal 10 electronen voorkomen => bv p10
- f orbitaal: hier kunnen maximaal 14 electronen voorkomen => bv f14
Atoom kan 1 of meer elektronen in buitenste schil bij krijgen = atoom bekomt
negatieve lading = anion
, Atoom kan 1 of meer elektronen uit buitenste schil afstaan = atoom bekomt positieve
lading = kation
- alle atomen zijn gerangschikt in tabel volgens stijgend atoomnummer (Z), dus
volgens stijgend aantal p+ (of e-)
- Tabel: periodiek systeem/ tabel van Mendeljev
Rijen = perioden
Kolommen = groepen
Binnen 1 groep = hetzelfde aantal e- in de buitenste schil = dezelfde
chemische eigenschappen
Chemische bindingen
Edelgassen: zeer stabiel door edelgasconfiguratie (hierbij zitten er 8 e- in de buitenste
schil)
Andere atomen:
- Minder stabiel door afwezigheid van edelgasconfiguratie
- Wensen de edelgasconfiguratie te bekomen
- Zullen met andere atomen e- moeten uitwisselen of delen waardoor atomen met
elkaar gaan binden en moleculen gaan vormen
Soorten bindingen:
- Sterke bindingen = eisen veel energie om deze te verbreken
Ionbindingen
Covalente bindingen
- Zwakke bindingen = eisen weinig energie om deze te verbreken
Ionische interactie: ionbinding in water
Waterstofbrug (heel belangrijk in ons lichaam)
